Polarizacijska interakcija kationov in anionov z močnimi polarne molekule vode vodi do posebnih kemična reakcija ionska izmenjava, imenovana hidroliza soli .

Primerno je obravnavati kvalitativne in kvantitativne vidike hidrolize z vidika koncepta močnih in šibkih elektrolitov (nepovezanih in povezanih). Za skoraj vse elektrolite, ki so razvrščeni kot šibki v vodnih raztopinah (glej poglavje 3.2), je značilno, da je ravnovesje njihove disociacije pomaknjeno v levo, proti nedisociiranim delcem. Z drugimi besedami, zanje ni značilna disociacija, ampak nasprotno - asociacija, to je vezava protonov z ustreznimi anioni in OH ionov s kationi v nedisociirane delce. In H + in OH – ioni so vedno prisotni v vodi zaradi njene rahle disociacije. Oglejmo si podrobneje procese, ki potekajo na primerih dveh soli - CuCl 2 in Na 2 CO 3.

Bakrov(II) klorid je močan elektrolit, zato v vodni raztopini popolnoma disociira na ione:

Bakrov (II) hidroksid je šibek elektrolit (glej poglavje 3.2), z drugimi besedami, kation Cu 2+ bo v prisotnosti OH – ionov v raztopini te aktivno vezal v rahlo disociiran delec CuOH + in s tem motil ravnovesje disociacije vode:

Posledično se bo po Le Chatelierjevem principu povečala disociacija vode in povečala se bo koncentracija vodikovih ionov v raztopini v primerjavi s tistim, kar je bilo v vodi. Raztopina postane kisla, njen pH<7, подобная ситуация называется hidroliza na kationu .

Seveda lahko gre hidroliza bakrovega klorida dlje, v drugi fazi:

Vendar ob upoštevanju, da produkti hidrolize prve stopnje zavirajo drugo stopnjo in da je polarizacijska interakcija iona Cu 2+ z molekulami vode neprimerljivo močnejša od iona CuOH +, pridemo do naslednje pomembne ugotovitve. Če obstaja možnost postopne hidrolize, se ta proces dejansko zgodi le v prvi stopnji.

Podobna situacija se pojavi v raztopini Na 2 CO 3. Zaradi popolne disociacije te soli v raztopini nastanejo CO 3 2– ioni, ki so anioni šibke ogljikove kisline. Ta ion, če so v raztopini protoni, jih bo aktivno vezal v rahlo disociiran delec HCO 3 – in s tem porušil ravnotežje disociacije vode:

Posledično se bo povečala disociacija vode in povečala se bo koncentracija OH ionov v raztopini v primerjavi s tistim, kar je bilo v vodi. Raztopina je postala alkalna, njen pH > 7, pravijo v tem primeru hidroliza z anionom .

Po pravici povedano je treba opozoriti, da je dejanski mehanizem hidrolize nekoliko drugačen. Vsi ioni v vodni raztopini so hidrirani in pride do polarizacijske interakcije med ionom in vodnimi molekulami, ki sestavljajo njegovo hidratacijsko lupino, na primer:

To pojasnilo v nobenem primeru ne spremeni zgornjih zaključkov in ne vpliva na nadaljnje kvantitativne izračune.

Tako so bodisi soli, ki vsebujejo katione šibkih baz (kationska hidroliza), bodisi soli, ki vsebujejo anione šibkih kislin (anionska hidroliza), podvržene hidrolizi. Če sta kation in anion v molekuli soli iona ustreznega močan temelj
in močna kislina, potem v raztopini takšne soli ni hidrolize, njen pH je 7.

Če sol vsebuje kation šibke baze in anion šibke kisline, potem hidroliza v tem primeru poteka v dveh smereh in praviloma globoko. Kislost takšne raztopine bo določena s smerjo prednostne hidrolize.

Načini za izboljšanje hidrolize soli:

1) redčenje raztopine soli;

2) segrevanje raztopine, saj so entalpije hidrolize pozitivne;

3) dodajanje alkalije v raztopino za povečanje hidrolize kationa, dodajanje kisline v raztopino za povečanje hidrolize aniona.

Metode za zatiranje hidrolize:

1) hlajenje raztopine,

2) dodajanje kisline raztopini za zatiranje hidrolize kationa, dodajanje alkalije raztopini za zatiranje hidrolize
z anionom.

Razmislimo kvantitativne značilnosti hidroliza. To sta najprej stopnja in konstanta hidrolize. Stopnja hidrolize ( h) podobno kot stopnja disociacije, delež hidroliziranih molekul glede na skupno število molekule. Konstanta hidrolize je konstanta ravnotežja procesa hidrolize. Zgoraj je bilo prikazano, da pride do hidrolize le v prvi fazi. Prvo stopnjo hidrolize pri kationu lahko zapišemo kot splošni pogled:

K enako = K hid = . (3,23)

Števec in imenovalec tega izraza pomnožimo s koncentracijo OH iona - in dobimo:

K hid = = (3,24)

Tako je hidrolizna konstanta za kation enaka razmerju med ionskim produktom vode in disociacijsko konstanto najšibkejše baze, katere sol je hidrolizirana, ali z disociacijsko konstanto baze na ustrezni stopnji.

Vrnimo se k relaciji (3.23). Naj bo skupna koncentracija hidrolizirajoče soli v raztopini enaka z mol/l, stopnja njegove hidrolize pa je h. Potem, glede na to = in h= /z, dobimo iz razmerja (3.23):

K hid = . (3,25)

Razmerje (3.25) po obliki sovpada z izrazom Ostwaldovega zakona redčenja (3.8), kar nas ponovno spominja na genetska povezava procesi hidrolize in disociacije.

Prvo stopnjo hidrolize pri anionu lahko zapišemo v splošni obliki

kot sledi:

Ravnotežna konstanta tega procesa, konstanta hidrolize, je enaka:

K enako = K hid = . (3,26)

Števec in imenovalec tega izraza pomnožimo s koncentracijo iona H + in dobimo:

Za hydr = = . (3,27)

Tako je hidrolizna konstanta za anion enaka razmerju med ionskim produktom vode in disociacijsko konstanto šibke kisline, katere sol hidroliziramo, ali z disociacijsko konstanto kisline na ustrezni stopnji. Ponovno se obrnemo na izraz (3.26). Pretvorimo ga ob predpostavki, da je skupna koncentracija soli v raztopini enaka z mol/l in glede na to, da = ; h = / c, dobimo:

K hid = . (3,28)

Izrazi (3.23), (3.24) in (3.27), (3.28) zadostujejo za iskanje ravnotežnih koncentracij ionov, konstant in stopenj hidrolize v vodnih raztopinah hidroliznih soli.

Ni težko uganiti, da je konstanta hidrolize soli, ki je podvržena kationski in anionski hidrolizi hkrati, enaka razmerju ionskega produkta vode do produkta disociacijskih konstant šibke baze in kisline ali produkta disociacijskih konstant ustreznih stopenj. Dejansko lahko hidrolizo soli s kationom in anionom hkrati predstavimo v splošni obliki, kot sledi:

Konstanta hidrolize ima obliko:

K hid = . (3,29)

Števec in imenovalec relacije (3.29) pomnožimo s K W in dobimo:

K hid = . (3,30)

Naj bo skupna koncentracija soli, hidrolizirane hkrati v kation in anion, enaka c mol/l je stopnja hidrolize h. Očitno je, da ==hc; ==c–hc. Te relacije nadomestimo v izraz (3.29):

K hid = . (3,31)

Dobljen je bil zanimiv rezultat - koncentracija ni eksplicitno vključena v izraz hidrolizne konstante, z drugimi besedami, stopnja hidrolize soli, ki je podvržena kationski in anionski hidrolizi hkrati, bo enaka za katero koli koncentracijo soli v rešitev.

Poiščimo izraz za pH raztopine soli, ki jo obravnavamo. Če želite to narediti, pomnožite števec in imenovalec relacije (3.29) s koncentracijo iona H + in transformirajte dobljeni izraz:

K hid = 3,32)

Končno dobimo:

K diss.k-you × . (3,33)

Oglejmo si zdaj povezavo med značilnostmi hidrolize in disociacije v primeru stopenjske hidrolize. Kot primer razmislimo o hidrolizi že omenjenega natrijevega karbonata. Ravnotežje hidrolize Na 2 CO 3 v stopnjah in ustrezne ravnotežne konstante so podane spodaj:

K hydr (1) = = = = ;

K hydr (2) = = = .

Tako prva stopnja hidrolize ustreza zadnji stopnji disociacije ustreznega šibkega elektrolita in obratno - zadnja stopnja hidrolize ustreza prvi stopnji disociacije elektrolita. Pri analizi vprašanja hidrolize kislinske soli potrebno je primerjati vrednosti konstant hidrolize in anionske disociacijske konstante. Če je hidrolizna konstanta večja od disociacijske konstante kislega aniona, pride do hidrolize aniona in za raztopino je značilen pH > 7. Če je hidrolizna konstanta manjša od disociacijske konstante ustreznega kislega aniona, potem hidroliza potlačen, dejansko pride samo do disociacije kislega aniona in raztopina soli ima pH< 7.

Zgoraj je bilo omenjeno, da je najenostavnejši način za povečanje hidrolize soli v kation vnos alkalije v takšno raztopino. Podobno je treba za povečanje hidrolize soli pri anionu v raztopino vnesti kislino. Kaj se zgodi, ko spojite raztopini dveh soli, od katerih je ena hidrolizirana s kationom, druga pa z anionom, na primer raztopini Na 2 CO 3 in CuCl 2? Ravnovesja hidrolize v teh raztopinah:

Kot je razvidno, bo hidroliza prve soli okrepila hidrolizo druge in obratno. V tem primeru govorijo o medsebojnem povečanju hidrolize. Jasno je, da v takšni situaciji nastajanje produkta reakcija izmenjave nemogoče, morajo nastati produkti hidrolize. Njihova sestava je odvisna od veliko število dejavniki: koncentracije odcejenih raztopin, vrstni red mešanja, stopnja mešanja itd.

V obravnavanem sistemu (in podobnih) nastajajo bazični karbonati, njihovo sestavo lahko obravnavamo kot ECO 3 × E(OH) 2 = (EOH) 2 CO 3 .

Enačba potekajočega procesa:

2CuCl 2 + 2 Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 ¯ + CO 2 + 4 NaCl.

Podobne slabo topne spojine dobimo z interakcijo topnih karbonatov s solmi katere koli dvovalentne kovine, hidrolizirane v kation. Če soli niso hidrolizirane, pride do običajnega presnovnega procesa, na primer:

BaCl 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ¯ + 2 NaCl.

Na splošno so soli Me 3+ bolj hidrolizirane kot soli Me 2+, zato je treba pričakovati močnejše medsebojno pospeševanje hidrolize, če v obravnavanem procesu zamenjamo CuCl 2 s soljo Me 3+. Dejansko pri združitvi raztopin soli Fe 3+, Al 3+, Cr 3+ z raztopino Na 2 CO 3 pride do sproščanja ogljikov dioksid in obarjanje kovinskega hidroksida. Z drugimi besedami, v tem primeru vzajemno povečanje hidrolize vodi do popolne (nepovratne) hidrolize, na primer:

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 ¯ + 6NaCl + 3CO 2.

Podobne procese bomo opazili pri mešanju raztopin soli Me 3+ z raztopinami drugih soli, hidroliziranih z anionom, na primer:

2AlCl 3 + 3Na 2 SO 4 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 ¯ + 3SO 2 + 6NaCl

Cr 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ¯ + 3H 2 S + 3Na 2 SO 4.

Za razliko od soli hidroliza kislinskih derivatov - kislinskih halidov, tioanhidridov - poteka globoko in pogosto popolnoma (nepovratno), na primer:

SO 2 Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl;

SOCl2 + H2O = SO2 + 2HCl;

COCl2 + H2O = CO2 + 2HCl;

BCl3 + 3H20 = H3BO3 + 3HCl;

PCl3 + 3H20 = H3PO3 + 3HCl;

CrO 2 Cl 2 + 2H 2 O = H 2 CrO 4 + 2HCl;

CS 2 + 2H 2 O = CO 2 + 2H 2 S.

Na koncu omenimo poseben primer hidrolize spojin Bi(III), Sb(III), soli d-elementov - s tvorbo okso spojin, na primer:

SbCl3 + H2O = SbOCl + 2HCl;

Bi(NO 3) 3 + H 2 O = BiONO 3 + 2HNO 3;

Ti(SO 4) 2 + H 2 O = TiOSO 4 + H 2 SO 4.

Konstanto hidrolize, tako kot vsako drugo ravnotežno konstanto, lahko izračunamo na podlagi termodinamičnih podatkov.

"Kemija bakra" - Obogatitev. Obogatitvena tovarna Norilsk. Nikljev strel. Izdelki. Načrtujte. Zasnova naprav za elektrolizo vodnih raztopin soli. barva. Bakreni zrnci. Bakrena palica (slika) Bakrena katoda. Razpon pretvornika. Norilsk- največji center proizvodnja bakra in niklja v državi. Ni Al Cu Mg Li.

"Kovinski baker" - Vnos bakrovih soli v telo vodi do razne bolezni oseba. Gostota 8,92 g/cm3, tališče 1083,4 °C, vrelišče 2567 °C. BAKER (lat. Skupno telo povprečnega človeka (telesna teža 70 kg) vsebuje 72 mg bakra. Zaradi visoke toplotne prevodnosti je baker nenadomestljiv material za različne izmenjevalce toplote in hladilno opremo.

"Hidroliza soli" - hidroliza soli. Kontrolni test. Hidroliza binarnih spojin. Kri vsebuje: NaHCO3, Na2H2PO4. Močne baze (Alkalije) LiOH NaOH KOH RbOH CsOH Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2. Spreminjanje smeri hidrolize. Zatiranje. Hidroliza z anionom (sol nastane iz močne baze in šibke kisline).

"Primeri hidrolize soli" - Določite pH raztopine. Sestavite ionske in molekularne enačbe procesov, ki se dogajajo. Stopnja hidrolize g (delež hidroliziranih enot) Konstanta hidrolize - Kg. Primer: hidroliza kationa. M+ + n2o?moh + n+. V mnogih primerih je treba preprečiti hidrolizo. Proces izmenjave razgradnje vode z ioni soli imenujemo hidroliza.

“Hidroliza raztopin soli” - Problem B9: masa ocetne kisline v 0,5 l raztopine CH3COOH z masni delež 80 % (gostota 1,1 g/ml), enako ____________. 1) Enačba reakcije je zapisana: H2SO4 + 2KOH ??? K2SO4 + 2H2O. Samski državni izpit iz KEMIJE (posvet 3). Kot rezultat reakcije, termokemična enačba kar C + O2=CO2+393,5 kJ, se je sprostilo 1967,5 kJ toplote.

"Hidroliza kemije" - Vpliv hidrolize na proces geološkega, kemičnega in biološkega razvoja planeta. Povezava teme z vsakdanjem življenju. Vsebina lekcije. Seznanitev z vrstami kontrole znanja. Načini motivacije za učenje. Metode dejavnosti učitelja in učencev. Določitev ciljev in ciljev lekcije. Tomilova Natalija Vladimirovna.

Državna naftna tehnična univerza Ufa

Katedra za splošno in analizno kemijo

Izobraževalni in metodološki priročnik

za laboratorijsko delo na temo:

Hidroliza soli

Zasnovan za študente, ki se ne učijo kemije

in kemijske fakultete univerz.

Sestavil: Syrkin A.M., prof., kandidat kemijskih znanosti, Rolnik L.Z., izredni profesor,

Doktor kemijskih znanosti

Recenzentka Sergeeva L.G., izredna profesorica, kandidatka kemijskih znanosti.

© Država Ufa

naftni tehnični

Univerza, 2002

Hidroliza soli

Hidroliza soli je interakcija njihovih ionov z vodo, ki temelji na polarizacijskem učinku ionov na molekule vode, zaradi česar je praviloma enakost

Značilnost čiste vode.

Obstajajo 4 skupine soli:

sol, ki jo tvorita močna baza in močna kislina;

sol, ki jo tvorita šibka baza in močna kislina;

sol, ki jo tvorita močna baza in šibka kislina;

sol, ki jo tvorita šibka baza in šibka kislina.

Zato bomo razmislili o 4 možnostih vpliva vode na sol.

1) Ta skupina vključuje soli, kot so NaCI, KCI, NaNO 3, Na 2 SO 4 itd. Kationi in anioni teh soli imajo majhne naboje in velike velikosti. Hkrati je njihov polarizacijski učinek na molekule vode majhen, kar pomeni, da interakcija soli z vodo praktično ne pride. To velja za katione, kot sta K + in Na +, in za anione, kot sta CI - in NO 3 -. Torej soli močne baze in močne kisline niso podvrženi hidrolizi. V tem primeru ravnovesje disociacije vode v prisotnosti solnih ionov skoraj ni porušeno.

Zato so raztopine takšnih soli praktično nevtralne (pH ≈ 7).

2) Če sol tvori šibek bazni kation NH 4 +, AI 3+, Mg 2+ itd. in anion močne kisline (Cl -, NO 3 -, SO 4 2- itd.), potem pride do hidrolize v skladu z kation(samo kation soli ima polarizacijski učinek). Primer je postopek:

a) v molekularni obliki

NH4CI + H2O NH4OH + HCI;

b) v ionsko-molekularni obliki

NH 4 + + CI - + H 2 O NH 4 OH + H + + CI - ;

c) v kratki ionsko-molekularni obliki

NH 4 + + H 2 O NH 4 OH + H + .

Hidroliza je posledica tvorbe rahlo disociirane spojine - NH 4 OH. Posledično se premakne ravnotežje elektrolitske disociacije vode in v raztopini se pojavi presežek vodikovih ionov, zato je reakcija medija kisla (pH< 7). Очевидно, чем полнее протекает гидролиз, тем более показатель среды отличается от состояния нейтральности.

Naj takoj opozorimo, da lahko proces hidrolize kvantitativno označimo z dvema količinama: 1) stopnjo hidrolize (h); 2) konstanta hidrolize (Kg).

stopnjahidroliza se imenuje razmerje med številom molekul soli, ki so bile hidrolizirane, in skupnim številom molekul soli v raztopini; ali stopnja hidrolize se razume kot število, ki kaže, kateri del celotne količine soli je hidroliziran, to je pretvorjen z delovanjem vode v ustrezno kislino ali bazo (bodisi v kisle ali bazične soli).

Stopnjo hidrolize izračunamo na podlagi enačbe disociacijske konstante ustrezne šibke baze (ali kisline) in ionskega produkta vode.

Oglejmo si te značilnosti za hidrolizo soli amonijevega klorida.

Zapišimo enačbo hidrolize še enkrat v ionsko-molekularni obliki:

NH 4 + + H 2 O NH 4 OH + H +

V skladu z zakonom o masnem delovanju bo konstanta ravnotežja te reakcije imela naslednjo obliko:

K p =
(1)

Koncentracija vode se v raztopini soli praktično ne spremeni, to je 0 = enako = const (2)

= K p = K g (3)

Produkt dveh konstant K p je konstantna količina in se imenuje konstantnahidroliza g.

Iz enačbe ionskega produkta vode imamo

K H 2 O = (4)

=
(5)

Potem lahko enačbo (1) zapišemo takole:

K g =
(6)

Odnos

=, (7)

kjer K glavni. – disociacijska konstanta šibke baze NH 4 OH.

Potem ima izraz (6) obliko

K g = (8)

Višji kot je K g, bolj je sol podvržena hidrolizi.

Iz enačbe (3) je mogoče izračunati stopnjo hidrolize soli.

K g = =
(9)

Predpostavimo, da je koncentracija prvotne soli c mol/l, stopnja hidrolize h, nato hidrolizira ch molov soli, nastane ch molov NH 4 OH in ch g- ionov H +.

V ravnovesju bodo imele koncentracije naslednje vrednosti:

= (c - ch)

Zamenjajmo te vrednosti v enačbo (5).

, (10)

K g = (11)

Ker je h nepomembna vrednost (h ≤ 0,01), lahko predpostavimo, da je (1 -h) ≈ 1

K g =
; (12)

h = =
. (13)

Iz dobljene enačbe sledi, da je stopnja hidrolize (h) večja:

več K H 2 O, to je višja temperatura (ionski produkt vode K H 2 O je neposredno sorazmeren s temperaturo);

čim manj baze K, to je šibkejša baza, ki nastane kot posledica hidrolize;

nižja je koncentracija soli, to je, bolj je raztopina razredčena.

Zato je za povečanje stopnje hidrolize potrebno raztopino razredčiti in zvišati temperaturo. Upoštevali smo 2. možnost hidrolize soli, ki jo tvorita šibka baza in močna kislina. Med te vrste soli spada tudi bakrov (II) klorid. To sol tvorita dikislinska baza Cu(OH) 2 in enobazna kislina. V tem primeru poteka postopek hidrolize v stopnjah. Pri sobni temperaturi poteka predvsem 1 stopnja hidrolize. Zapišimo 1. stopnjo hidrolize soli bakrovega (II) klorida v 3 oblikah:

v molekularni obliki

CuCI 2 + H 2 O CuOHCI + HCI;

v ionsko-molekularni obliki

Cu 2+ + 2CI - + H 2 O (CuOH) + + CI - + H + + CI - ;

v kratki ionsko-molekularni obliki

Cu 2+ + H 2 O (CuOH) + + H +

Hidroliza je posledica tvorbe rahlo disociirajočih delcev (CuOH) +. Posledično se premakne ravnotežje elektrolitske disociacije vode, v raztopini se pojavi presežek vodikovih ionov, reakcija pH okolja< 7. Гидролиз протекает po kationu.

Bazična sol, ki nastane kot rezultat prve stopnje hidrolize, je lahko izpostavljena nadaljnji interakciji z vodo. Vendar je druga stopnja hidrolize manj izrazita. To je posledica zmanjšanja Kbas. pri prehodu iz glavne K 1 na glavno K 2 itd. Na primer, ker (CuOH) + ioni disociirajo šibkeje kot Cu(OH) 2, nastane predvsem med hidrolizo CuCI 2.

Drugo stopnjo hidrolize bakrovega (II) klorida lahko predstavimo na naslednji način:

v molekularni obliki

CuOHCI + H 2 O Cu(OH) 2  + HCI;

(CuOH) + + CI - +H 2 O Cu(OH) 2  + H + + CI - ;

v kratki ionsko-molekularni obliki

(CuOH) + + H 2 O Cu(OH) 2 + H + .

Elektroliza staljenih soli

Za pridobivanje visoko aktivnih kovin (natrij, aluminij, magnezij, kalcij itd.), Ki zlahka komunicirajo z vodo, se uporablja elektroliza staljenih soli ali oksidov:

1. Elektroliza staljenega bakrovega (II) klorida.

Elektrodne procese lahko izrazimo s polovičnimi reakcijami:

na katodi K(-): Cu 2+ + 2e = Cu 0 - katodna redukcija

na anodi A(+): 2Cl – - 2e = Cl 2 - anodna oksidacija

Celotna reakcija elektrokemične razgradnje snovi je vsota dveh elektrodnih polreakcij, za bakrov klorid pa bo izražena z enačbo:

Cu 2+ + 2 Cl – = Cu + Cl 2

Pri elektrolizi alkalij in oksokislinskih soli se na anodi sprošča kisik:

4OH – - 4e = 2H 2 O + O 2

2SO 4 2– - 4e = 2SO 3 + O 2

2. Elektroliza taline kalijevega klorida:

Elektroliza raztopin

Niz redoks reakcij, ki se pojavljajo na elektrodah v raztopinah ali talinah elektrolitov, ko gredo skozi njih električni tok se imenuje elektroliza.

Na katodi "-" tokovnega vira se pojavi proces prenosa elektronov na katione iz raztopine ali taline, zato je katoda "reducent".

Na "+" anodi elektrone oddajajo anioni, zato je anoda "oksidant".

Med elektrolizo lahko pride do konkurenčnih procesov tako na anodi kot na katodi.

Pri elektrolizi z uporabo inertne (neporabne) anode (na primer grafitne ali platinske) praviloma tekmujeta dva oksidativna in dva redukcijska procesa:
na anodi - oksidacija anionov in hidroksidnih ionov,
na katodi - redukcija kationov in vodikovih ionov.

Ko se elektroliza izvaja z uporabo aktivne (potrošne) anode, postane proces bolj zapleten in konkurenčne reakcije na elektrodah so:
na anodi - oksidacija anionov in hidroksidnih ionov, anodno raztapljanje kovine - material anode;
na katodi - redukcija kationa soli in vodikovih ionov, redukcija kovinskih kationov, pridobljenih z raztapljanjem anode.

Pri izbiri najverjetnejšega procesa na anodi in katodi je treba izhajati iz stališča, da bo potekala reakcija, ki zahteva najmanj energije. Poleg tega se za izbiro najverjetnejšega procesa na anodi in katodi med elektrolizo solnih raztopin z inertno elektrodo uporabljajo naslednja pravila:

1. Na anodi lahko nastanejo naslednji produkti:

a) med elektrolizo raztopin, ki vsebujejo anione SO 4 2-, NO - 3, PO 4 3-, pa tudi alkalijskih raztopin se voda na anodi oksidira in sprosti kisik;

A + 2H 2 O - 4e - = 4H + + O 2

b) pri oksidaciji anionov Cl - , Br - , I - se sproščajo klor, brom oziroma jod;

A + Cl - +e - = Cl 0

2. Na katodi lahko nastanejo naslednji produkti:

a) med elektrolizo solnih raztopin, ki vsebujejo ione, ki se nahajajo v napetostnem nizu levo od Al 3+, se voda reducira na katodi in sprosti vodik;

K - 2H 2 O + 2e - = H 2 + 2OH -

b) če se kovinski ion nahaja v napetostnem nizu desno od vodika, se kovina sprosti na katodi.

K - Me n+ + ne - = Me 0

c) med elektrolizo solnih raztopin, ki vsebujejo ione, ki se nahajajo v napetostnem nizu med Al + in H +, lahko na katodi pride do konkurenčnih procesov redukcije kationov in razvoja vodika.

Primer: elektroliza vodna raztopina srebrov nitrat na inertnih elektrodah

Disociacija srebrovega nitrata:

AgNO 3 = Ag + + NO 3 -

Med elektrolizo vodne raztopine AgNO 3 na katodi pride do redukcije ionov Ag +, na anodi pa do oksidacije molekul vode:

Katoda: Аg + + e = А g

Anoda: 2H 2 O - 4e = 4H + + O 2

Povzetek enačbe:____________________________________________________

4AgNO 3 + 2H 2 O = 4Ag + 4HNO 3 + O 2

Sestavite sheme za elektrolizo vodnih raztopin: a) bakrov sulfat; b) magnezijev klorid; c) kalijev sulfat.

V vseh primerih se elektroliza izvaja z ogljikovimi elektrodami.

Primer: Elektroliza vodne raztopine bakrovega klorida na inertnih elektrodah

Disociacija bakrovega klorida:

CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl -

Raztopina vsebuje ione Cu 2+ in 2Cl -, ki se pod vplivom električnega toka usmerijo na ustrezne elektrode:

Katoda - Cu 2+ + 2e = Cu 0

Anoda + 2Cl - - 2e = Cl 2

_______________________________

CuCl 2 = Cu + Cl 2

Na katodi se sprošča kovinski baker, na anodi pa plin klor.

Če v obravnavanem primeru elektrolize raztopine CuCl 2 za anodo vzamemo bakreno ploščo, se na katodi sprošča baker, na anodi, kjer potekajo oksidacijski procesi, pa namesto praznjenja ionov Cl 0 in sproščanja klora oksidacija anode (baker).

V tem primeru se sama anoda raztopi in preide v raztopino v obliki ionov Cu 2+.

Elektrolizo CuCl 2 s topno anodo lahko zapišemo takole:

Elektroliza solnih raztopin s topno anodo se zmanjša na oksidacijo anodnega materiala (njegovo raztapljanje) in jo spremlja prenos kovine iz anode na katodo. Ta lastnost se pogosto uporablja pri rafiniranju (čiščenju) kovin pred onesnaževalci.

Primer: Elektroliza vodne raztopine magnezijevega klorida na inertnih elektrodah

Disociacija magnezijevega klorida v vodni raztopini:

MgCl 2 ↔ Mg 2+ +2Сl -

Magnezijevi ioni se v vodni raztopini ne morejo reducirati (voda se reducira), kloridni ioni se oksidirajo.

Shema elektrolize:

Primer: Elektroliza vodne raztopine bakrovega sulfata na inertnih elektrodah

V raztopini bakrov sulfat disociira na ione:

CuSO 4 = Cu 2+ + SO 4 2-

Bakrove ione lahko reduciramo na katodi v vodni raztopini.

Sulfatni ioni v vodni raztopini ne oksidirajo, zato bo na anodi prišlo do oksidacije vode.

Shema elektrolize:

Elektroliza vodne raztopine soli aktivna kovina in oksigenirana kislina(K 2 SO 4) na inertnih elektrodah

Primer: disociacija kalijevega sulfata v vodni raztopini:

K 2 SO 4 = 2K + + SO 4 2-

Kalijevih ionov in sulfatnih ionov ni mogoče izprazniti na elektrodah v vodni raztopini, zato bo na katodi prišlo do redukcije, na anodi pa do oksidacije vode.

Shema elektrolize:

ali glede na to, da je 4H + + 4OH - = 4H 2 O (izvedeno z mešanjem),

H2O2H2+O2

Če skozi vodno raztopino soli aktivne kovine in kisline, ki vsebuje kisik, preide električni tok, se ne izpraznijo niti kovinski kationi niti ioni kislinskega ostanka.

Na katodi se sprošča vodik, na anodi pa kisik in elektroliza se reducira na elektrolitsko razgradnjo vode.

Elektroliza taline natrijevega hidroksida

Elektrolizo vode vedno izvajamo v prisotnosti inertnega elektrolita (za povečanje električne prevodnosti zelo šibkega elektrolita - vode):

Faradayev zakon

Odvisnost količine snovi, ki nastane pod vplivom električnega toka, od časa, jakosti toka in narave elektrolita je mogoče določiti na podlagi splošnega Faradayevega zakona:

kjer je m masa snovi, ki nastane med elektrolizo (g);

E je ekvivalentna masa snovi (g/mol);

M - molska masa snovi (g/mol);

n je število danih ali prejetih elektronov;

I - jakost toka (A);

t - trajanje procesa (s);

F je Faradayeva konstanta, ki označuje količino električne energije, potrebne za sprostitev 1 ekvivalentne mase snovi (F = 96.500 C/mol = 26,8 Ah/mol).

Interakcija ionov soli z vodo, ki povzroči nastanek šibkih molekul elektrolitov, se imenuje hidroliza soli.

Če sol obravnavamo kot produkt nevtralizacije baze s kislino, potem lahko soli razdelimo v štiri skupine, za vsako od njih bo hidroliza potekala na svoj način.

1. Sol, ki jo tvorita močna baza in močna kislina KBr, NaCl, NaNO 3), ne bo hidrolizirana, saj v tem primeru ne nastane šibek elektrolit. Reakcija okolja ostane nevtralna.

2. V soli, ki jo tvorita šibka baza in močna kislina FeCl 2, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3, MgSO 4), je kation podvržen hidrolizi:

FeCl 2 + HOH → Fe(OH)Cl + HCl

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - → FeOH + + 2Cl - + H +

Zaradi hidrolize nastanejo šibek elektrolit, ion H + in drugi ioni. pH raztopine< 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

3. Sol, ki jo tvorita močna baza in šibka kislina (KClO, K 2 SiO 3, Na 2 CO 3, CH 3 COONa), se pri anionu hidrolizira, kar povzroči nastanek šibkega elektrolita, hidroksidnega iona in drugih ionov .

K 2 SiO 3 + HOH → KHSiO 3 + KOH

2K + +SiO 3 2- + H + + OH - → HSiO 3 - + 2K + + OH -

pH takih raztopin je > 7 (raztopina postane alkalna).

4. Sol, ki jo tvorita šibka baza in šibka kislina (CH 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, Al 2 S 3), hidrolizirata tako kation kot anion. Posledično nastaneta rahlo disociirajoča baza in kislina. pH raztopin takšnih soli je odvisen od relativne jakosti kisline in baze.

Algoritem za pisanje reakcijskih enačb za hidrolizo soli šibke kisline in močne baze

Obstaja več možnosti za hidrolizo soli:

1. Hidroliza soli šibke kisline in močne baze: (CH 3 COONa, KCN, Na 2 CO 3).

Primer 1. Hidroliza natrijevega acetata.

ali CH 3 COO – + Na + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + OH –

CH 3 COO – + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH –

Ker ocetna kislina disociira šibko, acetatni ion veže ion H + in disociacijsko ravnovesje vode se premakne v desno po Le Chatelierjevem principu.

OH - ioni se kopičijo v raztopini (pH >7)

Če sol tvori polibazna kislina, potem hidroliza poteka v stopnjah.

Na primer karbonatna hidroliza: Na 2 CO 3

Stopnja I: CO 3 2– + H 2 O ↔ HCO 3 – + OH –

Stopnja II: HCO 3 – + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH –

Na 2 CO 3 + H 2 O = NaHCO 3 + NaOH

Običajno je praktičnega pomena samo proces, ki se pojavi v prvi fazi, kar je praviloma omejeno na ocenjevanje hidrolize soli.

Ravnotežje hidrolize v drugi stopnji je bistveno premaknjeno v levo v primerjavi z ravnovesjem prve stopnje, saj na prvi stopnji nastane šibkejši elektrolit (HCO 3 -) kot v drugi (H 2 CO 3)

Primer 2. Hidroliza rubidijevega ortofosfata.

1. Določite vrsto hidrolize:

Rb 3 PO 4 ↔ 3Rb + + P.O. 4 3–

Rubidij – alkalijska kovina, njen hidroksid je močna baza, fosforjeva kislina, zlasti v tretji fazi disociacije, ki ustreza tvorbi fosfatov, je šibka kislina.

Na anionu pride do hidrolize.

PO 3- 4 + H–OH ↔ HPO 2- 4 + OH – .

Produkti so hidrofosfatni in hidroksidni ioni, medij je alkalni.

3. Sestavite molekulsko enačbo:

Rb 3 PO 4 + H 2 O ↔ Rb 2 HPO 4 + RbOH.

Dobili smo kislo sol - rubidijev hidrogenfosfat.

Algoritem za pisanje reakcijskih enačb za hidrolizo soli močne kisline in šibke baze

2. Hidroliza soli močne kisline in šibke baze: NH 4 NO 3, AlCl 3, Fe 2 (SO 4) 3.

Primer 1. Hidroliza amonijevega nitrata.

NH 4 + + NO 3 – + H 2 O ↔ NH 4 OH + NO 3 – + H +

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H +

V primeru kationa z več naboji hidroliza poteka postopoma, na primer:

Stopnja I: Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H +

Stopnja II: CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 + H +

CuCl 2 + H 2 O = CuOHCl + HCl

Tudi v tem primeru koncentracijo vodikovih ionov in pH medija v raztopini določata predvsem prva stopnja hidrolize.

Primer 2. Hidroliza bakrovega(II) sulfata

1. Določite vrsto hidrolize. Na tej stopnji je potrebno zapisati enačbo disociacije soli:

CuSO 4 ↔ Cu 2+ + SO 2- 4.

Sol tvorita kation šibke baze (poudarjamo) in anion močne kisline. Pride do hidrolize kationa.

2. Zapišemo ionsko enačbo hidrolize in določimo medij:

Cu 2+ + H-OH ↔ CuOH + + H + .

Nastaneta hidroksibakrov(II) kation in vodikov ion, medij je kisel.

3. Sestavite molekulsko enačbo.

Upoštevati je treba, da je sestava takšne enačbe določena formalna naloga. Iz pozitivnih in negativnih delcev v raztopini sestavimo nevtralne delce, ki obstajajo samo na papirju. V tem primeru lahko ustvarimo formulo (CuOH) 2 SO 4, vendar moramo za to narediti našo ionsko enačbo mentalno pomnožiti z dva.

Dobimo:

2CuSO 4 + 2H 2 O ↔ (CuOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4.

Upoštevajte, da reakcijski produkt spada v skupino bazičnih soli. Imena glavnih soli, kot tudi imena vmesnih soli, naj bodo sestavljena iz imen aniona in kationa; v tem primeru bomo sol imenovali "hidroksibakrov (II) sulfat".

Algoritem za pisanje reakcijskih enačb za hidrolizo soli šibke kisline in šibke baze

3. Hidroliza soli šibke kisline in šibke baze:

Primer 1. Hidroliza amonijevega acetata.

CH 3 COO – + NH 4 + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH

V tem primeru nastaneta dve rahlo disociirani spojini, pH raztopine pa je odvisen od relativne jakosti kisline in baze.

Če produkte hidrolize lahko odstranimo iz raztopine, na primer v obliki oborine oz plinasta snov, potem se hidroliza nadaljuje do konca.

Primer 2. Hidroliza aluminijevega sulfida.

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

2А l 3+ + 3 S 2- + 6Н 2 О = 2Аl(ОН) 3 (oborina) + ЗН 2 S (plin)

Primer 3 Hidroliza aluminijevega acetata

1. Določite vrsto hidrolize:

Al(CH3COO)3= Al 3+ + 3CH 3 COO – .

Sol tvorijo kation šibke baze in anioni šibke kisline.

2. Pišite ionske enačbe hidroliza, določite okolje:

Al 3+ + H–OH ↔ AlOH 2+ + H + ,

CH 3 COO – + H–OH ↔ CH 3 COOH + OH – .

Glede na to, da je aluminijev hidroksid zelo šibka baza, predpostavljamo, da bo do hidrolize pri kationu prišlo v večji meri kot pri anionu. Posledično bo v raztopini presežek vodikovih ionov in medij bo kisel.

Tu nima smisla poskušati ustvariti sumarne enačbe za reakcijo. Obe reakciji sta reverzibilni, med seboj nista povezani in je takšno seštevanje nesmiselno.

3. Naredimo molekularno enačbo:

Al(CH3COO)3 + H2O = AlOH(CH3COO)2 + CH3COOH.

To je tudi formalna vaja za urjenje v sestavljanju formul soli in njihove nomenklature. Imenujmo nastalo sol hidroksoaluminijev acetat.

Algoritem za pisanje reakcijskih enačb za hidrolizo soli močne kisline in močne baze

4. Soli, ki jih tvorita močna kislina in močna baza, se ne hidrolizirajo, ker edina šibko disociirajoča spojina je H2O.

Sol močne kisline in močne baze se ne hidrolizira in raztopina je nevtralna.